SISTEMA PERIODICO Y CONFIGURACION ELECTRONICA.

Hasta 1.869 no se logró una ordenación regular de los elementos en función de sus pesos atómicos ; Dimitri Mendeleiev, lo realizó teniendo en cuenta las propiedades físicas y químicas enla ordenación, lo que le obligaba a dejar huecos en su tabla ; estableciendo que se debían a elementos aún no descubiertos, tal y como se ha ido comprobando posteriormente. Esa tabla inicial ha sufrido numerosas modificaciones hasta llegar a la que hoy es utilizada : formada por filas (Periodos) y columnas (Grupos) en los que se distribuyen los elementos ordenados por sus números atómicos.

Llamamos “electrón diferenciador” al electrón que es necesario añadir a un elemento para obtener la configuración electrónica del elemento siguiente

Tal y como ha sido ya considerado, el número atómico determina la configuración electrónica, de tal modo que, en la tabla periódica se observa :

• Los periodos se numeran de manera coincidente con el número cuántico principal.
• Los grupos están relacionados con el llenado de los orbitales s, p, d ó f.

De ésta manera, en el periodo (n = 1), l y m, solo tienen el valor 0, con lo que solo son posibles dos electrones, y por tanto sólo dos elementos.

El periodo 2s, (n = 2),tiene más posibilidades, pues l puede tomar los valores 0 y 1, cabiendo en total 8 electrones, y por tanto poseerá 8 elementos.

Se continúa así con los distintos periodos, teniendo en cuenta el orden de llenado de orbitales, y observaremos que en el cuarto periodo ya nos caben 10 elementos más ; y en el 5s y 6s, 14 más que en el anterior.

La tabla periódica está establecida de tal manera que los elementos correspondientes al mismo grupo (columnas), coinciden en la configuración electrónica de su última capa (con algunas excepciones), de manera que es ésta la queconfiere a los elementos sus propiedades principales.

Cada uno de los periodos termina con un elemento que en su última capa posee 8 electrones, son los gases nobles.

Gruposï‚® IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Peiodos s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 2
1 H He

3 4 5 6 7 8 9 10
2 Li Be B C N O F Ne

11 12 13 14 15 16 17 18
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
3d5 4s1 3d5 4s2 3d6 4s2 3d10 4s1 3d10 4s2
37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
4d4 5s1 4d5 5s1 4d5 5s2 4d7 5s1 4d8 5s1 4d10 5s0 4d10 5s1 4d10 5s2
55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 95 86


6 Cs Ba La* Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
5d9 6s1 5d10 6s1 5d10 6s2
87 88 89 104 105 106 107 108 109 110
7 Fr Ra Ac** Ku Ha


58 59 6061 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
* Lantánidos Ce Pr Nb Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
** Actínidos Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr


Gruposï‚® IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Peiodos s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 2
1 H He
1´008 4’003
3 4 5 6 7 8 9 10
2 Li Be B C N O F Ne
6’941 9’012 10’81 12’011 14’007 15’999 18’998 20’179
11 12 13 14 15 16 17 18
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
22’990 24’305 26’981 28’085 30’974 32’06 35’453 39’948
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
39’098 40’08 44’956 47’88 50’941 51’996 54’938 55’847 58’933 58’69 63’546 65’39 69’72 72’59 74’922 78’96 79’904 83’80
37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
85’468 87’62 88’906 91’224 92’906 95’94 98 101’07 102’906 106’42 107’87 112’41 114’82 118’71 121’75 127’60 126’90 131’29
55 56 57 72 73 74 75 76 7778 79 80 81 82 83 84 95 86
6 Cs Ba La* Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
132’905 137’33 138’906 178’49 189’95 183’85 186’21 190’2 192’22 195’08 196’97 200’59 204’38 207’2 208’98 209 210 222
87 88 89 104 105 106 107 108 109 110
7 Fr Ra Ac** Ku Ha
223 222’02 227’03 260 261 260 262 265 266

58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
* Lantánidos Ce Pr Nb Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
140’12 140’907 144’24 147 150’35 151’96 157’25 158’924 162’50 164’93 167’26 168’934 173’04 174’97
90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
** Actínidos Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
232’038 231 238’03 237 242 243 247 247 251 254 251 256 254 257

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

Son las propiedades que dependen de los electrones del nivel más externo de un átomo. Se llaman periódicas porque se repiten en la tabla periódica al cabo de un cierto número de elementos por coincidir la configuración electrónica de la última capa.

Volumen atómico
La corteza electrónica de un átomo no posee límites definidos, por lo que es muy difícil conocer el radio de un átomo, por eso se define como :
Es el volumen que ocupa un mol de átomos del elemento considerado. Se obtiene dividiendo la masa atómica del elemento entre su densidad.

menor

Volumen atómico

mayor
En un grupo, el volumen atómicoaumenta al aumentar el ns atómico, pues aumenta el ns de capas.
En un periodo, el volumen atómico disminuye al aumentar el ns atómico ; ya que, para el mismo ns de capas aumenta la carga eléctrica del núcleo y de la corteza y por tanto la fuerza de atracción.

Radio atómico
La corteza electrónica de un átomo no posee límites definidos, por lo que es muy difícil conocer el radio de un átomo. Su determinación se realiza a partir de medidas de longitudes de enlaces.

Es lógico pensar que a mayor volumen atómico, mayor radió atómico, por lo que en la tabla periódica el radio atómico varía igual que el volumen.

Radio iónico

RADIO DE UN CATION (ION+).
El radio de un catión es siempre menor que el del átomo neutro del que procede ; pues el ion tiene menos electrones.

RADIO DE UN ANION (ION-).
El radio de un anión es siempre mayor que el del átomo neutro del que procede ; pues el ion posee más electrones.

RADIO DE IONES ISOELECTRONICOS.
Los iones isoelectrónicos son iones de átomos distintos pero que quedan con el mismo número de electrones. (Ej. F- y Na+). Entre dos iones isoelectrónicos tendrá mayor radio el que corresponda al átomo de menor número atómico ; ya que éste tendrá menos fuerza de atracción por los electrones.

Energía o potencial de ionización
Se define como la energía necesaria para que un átomo de un elemento pierda un electrón y se transforme, por tanto en un ion positivo.

mayor

Energía de ionización

menor
En un grupo, la energía de ionización disminuye al aumentar el ns atómico ; puesal aumentar el número de capas, los electrones más externos están menos atraídos por el núcleo y, por tanto, es menor la energía necesaria para separarlos.
En un periodo, aumenta al aumentar el n´s atómico ; pues para la misma capa, a mayor ns atómico más atraídos por el núcleo estarán los electrones.

Afinidad electrónica
Es la tendencia de un átomo a ganar electrones para formar un ion negativo. Es la energía que se desprende o se absorbe cuando un átomo gana un electrón y se transforma en un ion negativo.

Si al ganar un electrón se desprende energía, la afinidad electrónica es positiva, y el ion formado es estable. Si por el contrario se absorbe energía, la afinidad electrónica es negativa y el ion formado es inestable.

Los elementos con alta energía de ionización tendrán gran tendencia a ganar electrones : tendrán afinidades electrónicas positivas.
Los elementos con baja energía de ionización tendrán poca tendencia a ganar electrones : tendrán afinidades electrónicas negativas.

Por ello, la afinidad electrónica varía en la tabla periódica exactamente igual que el potencial de ionización.
Electronegatividad
Es una propiedad directamente relacionada con las dos anteriores. Se define como la tendencia que tiene un átomo a atraer electrones del enlace que forme con otro átomo diferente.

Los elementos con altas energía de ionización y afinidad electrónica, tendrán mucha tendencia a ganar electrones : serán muy electronegativos.
Los elementos con bajas energía de ionización y afinidad electrónica, tendrán poca tendencia a ganar electrones : serán pocoelectronegativos.

Por tanto, la electronegatividad, se comporta en la tabla igual que la energía de ionización y que la afinidad electrónica.

Carácter metálico y no metálico
Desde el punto de vista químico, los metales se caracterizan :
• Son elementos con pocos electrones en su nivel más externo.
• Tienen tendencia a perder electrones y formar iones positivos, son poco electronegativos.
• Se oxidan fácilmente, son reductores ; forman óxidos básicos.
Mientras que los no metales
• Son elementos con muchos electrones en su nivel más externo.
• Tienen tendencia a ganar electrones y formar iones negativos, son muy electronegativos.
• Se reducen fácilmente, son oxidantes ; forman óxidos ácidos.
menor

Carácter metálico

mayor

Por su definición, se observa que el carácter metálico aumenta en los periodos y disminuye en los grupos.